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Foro de Química

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Romina el 30/6/16
Buenas, tengo una duda con respecto a la relación entre Kc y kp, si quisiera hallar kc (por ejemplo) y me dan como dato el kc de una reacción a una cierta temperatura, hallaría el kp a esa temperatura pero si ahora me piden que encuentre kc a otra temperatura teniendo en cuenta los datos anteriores, yo no podría simplemente hacer una regla de tres, entonces como lo resolvería?
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Usuario eliminado el 1/7/16
Hola buenas tardes,

Para resolver este problema deberías tener en cuenta la ecuación de Arrhenius. En esta, sustituyes las diferentes experiencias y divides una entre la otra para saber el valor de Kc de una misma reacción a temperatura diferente.

Saludos!

Roger Monreal
Angela el 29/6/16
Hola, buenas tarde. Me podran ayudar a resolver este ejercicio de electroquímica (subí la foto de la reacción). cual es la reacción oxidación y la reacción reducción. Lo que no me sale es hacer el balance de masa y carga.
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David Moldes el 30/6/16
La semi reacc de reducción será aquella en la que se produzca una reducción del número de oxidación, en este caso, el oxígeno pasa de tener número de oxidación 1- a tener 2-, por lo tanto se reduce, gana un electrón. Por otro lado tenemos la semi reacc de oxidación, en la que se va a aumentar el número de oxidación de un elemento, en nuestro caso, el Mn va a pasar de tener número de oxidación 2+ a tener 7+, por tanto, se va oxidar, es decir, va a ceder 5 electrones.
Adán Sousa Freitas el 29/6/16
Buenas tardes.

Necesito ayuda con este problema de cinética química:
La descomposición de amoníaco sobre tungsteno es una reacción de orden cero con
una velocidad de 2,5.10 -4 M/min a 1100 K, cuando la concentración de amoníaco es
0,04 M. Se pide: a) Escribir la ecuación de velocidad. b) Calcular la k de velocidad. c)
Determinar la velocidad cuando la concentración de amoníaco es 0,015 M.

Muchas gracias.
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Usuario eliminado el 30/6/16
Hola buenos días,

La ecuación de velocidad de una reacción es proporcional a la constante de reacción (que tan solo depende de la temperatura) por la concentración de los reactivos elevados al orden parcial de ese. En la descomposición del amoníaco, en la parte de los reactivos tenemos NH3 y en la parte de productos H2 y N2. Por lo tanto, la ecuación de velocidad será v=k[NH3] elevado al orden respeto al amoníaco. En el enunciado se dice que "la descomposición de amoníaco sobre tungsteno es una reacción de orden cero", entonces la concentración de NH3 queda elevada a cero y es igual a 1.

Reponiendo al apartado a) la ecuación de velocidad quedaría v = k.

En el apartado b) se debe obtener la constante de velocidad, que se halla sustituyendo a cualquier experiencia. Como la velocidad es constante y nos dan un valor en el enunciado sustituyo, y obtengo que k = 2,5*10 -4 M/min.

En el apartado c) se debe recordar que hemos deducido que la velocidad no depende de la concentración de amoníaco, por lo tanto, la velocidad es constante y será v = 2,5*10 -4 M/min.

Saludos!

Roger Monreal
Atilio Panizzi el 28/6/16
Hola, estoy estudiando corrosion electroquímica. Por un lado se habla de los métodos de protección de los metales, y por otro de las causas de la corrosión, pero creo que hay un par que se contradice.
Una de las causas de corrosión son las corrientes vagabundas o "parásitas", lo que da lugar a la aparicion de zonas catodicas y zonas anodicas. Y uno de los métodos de protección es la impresión de corriente porque eso supuestamente haría que el metal se redujera en lugar de oxidarse. Conclusión: una corriente, parásita o artificial hace que un metal se oxide o se reduzca? No veo la diferencia entre el problema y la solución
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David el 30/6/16
Lo siento, pero para serte sincero, no tengo conocimientos suficientes como para ayudarte con tu duda.. Por eso unicoos se queda en bachiller, aunque a veces haga alguna excepción... Un abrazo!
Alexis el 26/6/16
Hola a todos ! quisiera que me ayuden con este ejercicio de gases, específicamente con el punto c que tiene que salir 0.09 moles (a y b ya los resolvi) :
El neumático de una bicicleta contiene un volumen de aire de 11 litros, medidos a 3 atm y 27ºC. Después de una carrera, la temperatura es de 50ºC. Suponiendo el volumen invariable:

a) ¿Qué presión habrá en el interior. Resp: 3,23 atm.
b) ¿Qué volumen tendría el gas, si la presión se hubiese hecho de 2,5 atm, a la misma temperatura? Resp: 13,2 L
c) ¿Cuántos moles de aire habrá que extraer para que, a 50ºC, la presión vuelva a ser de 3 atm? Resp: 0,09 moles
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Milagros el 26/6/16
Hola!! Lo que tenes que hacer es calcular el numero de moles por separado de ambas situaciones (lo unico que varia es la temperatura) con la formula P.V=n.R.T despues los restas y te da 0,09
Sebastian Carvajal el 26/6/16
Hola buenas, tengo una duda con reconocer el reactivo limitante y el reactivo en exceso cuando se usan moles, espero que me puedan ayudar con este ejercicio que dejare.Muchas gracias y saludos!
Dada la siguiente ecuación química, no igualada:
Al + HCl  AlCl3 + H2
La cantidad de H2 obtenido al hacer reaccionar 3,0 mol de Al con 4,0 mol de HCl es:
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aroa el 26/6/16
buenas otra vez aqui os dejo un ejercicio
Se tiene amoniaco del 25% de pureza y densidad 0.91 g/mL. Calcular:
a) El volumen de amoniaco necesario para preparar 1 L de disolución 0.2 M.
b) El pH de esta nueva disolución.
c) pH de una disolución preparada con 0.5 g de cloruro amónico y 250 mL de una disolución 0.01 M de amoniaco.
[Dato: Kb (NH3) = 1.8⋅10-5].
he usado la formula de PH= PKA + log [sal]/[acido] PARA EL APARTADO C!y nos e que hago mal a ver yo loque he hecho es hayar la PKb primero luego la concentracion de amoniaco use 0,01M como me dice el enunciado y la concentracion de NH4CL saque los moles a partir de los 0,5g y la masa molar y dividi entre los 250 mL... se hace asi?
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Adrián el 26/6/16
Vamos allá, Aroa. Te voy a explicar cómo he hecho yo cada apartado y así comparas, y si tienes más dudas, comenta:

a) Es muy fácil. Primero hay que saber cuántos gramos de NH3 tenemos:
Multiplicamos 1L de NH3 por 0'2 molar y hacemos las conversiones:
1 · 0'2 · (0'2 moles NH3 / 1L de NH3 0'2M) · (17 gramos NH3 / 1 mol de NH3) = 3'4 moles de NH3. Los gramos por mol de NH3 (esos 17 gramos) los obtienes con la fórmula de n= m / M siendo n los moles, m la masa y M la masa molecular.

Ahora que tienes los gramos, hacemos:
3'4 gramos NH3 · (100 gramos de NH3 25% / 25 gramos de NH3) · (1mL NH3 25% / 0'91g de NH3 25%) = 15 mL de NH3.

b) Para éste apartado escribo la ecuación química del proceso:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

De la ecuación deducimos [NH4+] = [OH-] = x y [NH3] = [NH3]inicial - x. Escribimos la ecuación de la constante, que sería: Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3] = x² / [NH3] inicial - x
Aquí yo lo que haría sería 'despreciar' la x del denominador porque es un valor tan pequeño que el resultado por despreciarla no variará prácticamente nada, y nos ahorramos la farragosa ecuación que resultaría, así que: Kb = x²/ [NH3]inicial.

De aquí: [OH-] = [NH3+] = x = √ (1'8.10^-5 · 0'2) = 1'9.10^-3 M -------------> pOH= -log(1'9.10^-3) = 2'72 -----------> pH= 14 - pOH = 14 - 2'72 = 11'28

Y en el apartado c) hice lo siguiente, que depende de quién te de la materia puede habértelo enseñado de esta manera o no. Para mí es muy sencilla:

Sabes que Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3], así que [OH-] = Kb · [NH3] / [NH4+]
Si ahora tomas logaritmos y multiplicas por -1, obtienes una ecuación que se llama ecuación de Henderson-Hasselbach, que te permitirá calcular el pH de la disolución reguladora:

pOH = pKb + log[NH4+]/[NH3] (eso de pKb es esto: pKb = - logKb) ----------> pH = 14 - pKb - log [NH4+] / [NH3]
Aplicando la formulita de la pKb, sabes que en este caso la pKb = -log 1'8.10^-5 = 4'74

De esta manera, la concentración de NH4Cl, si suponemos que cuando lo disolvemos en la disolución de NH3 no varía el volumen:
[NH4+] = (0'5g de NH4Cl / 0'25L de disolución) · (1 mol de NH4Cl / 53'5 gramos de NH4Cl) = 0'037M. (Esos gramos por mol de NH4Cl se calculan, de nuevo, con la formulita de n= m/M de antes.
Como ahora tienes la concentración de NH4+, calculamos el pH = 14 - 4'74 - log 0'037/ 0'01= 8'69.


Me suena que éste ejercició cayó en selectividad en Asturias, no recuerdo en qué año. Por ahí deben explicarlo también si buscas :) ¡Espero que lo hayas entendido y, de nuevo, si tienes dudas comenta de nuevo!

aroa el 26/6/16
Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de ácido acético (CH3COOH) 0.1 M con 50 mL de acetato sódico (CH3COONa) 0.05 M.
[Dato: Ka (CH3COOH) = 1.76⋅10-5]
hola buenas no se como plantear esta reaccion, ademas una vez planteada (a mi manera osea que supongo que mal) no se como sacar elPH en cual de las dos me tengo que fijar etc me podriais ayudar? agradeceria muchisimo una respuesta detallada del ejercicio para poder entenderlo y asi saber hacer otros.
muchas gracias!!!!!!!!
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Tania Gerpe Amor el 26/6/16
Hola! Es una disolución tamponada por lo cual no puedes usar el Ka con la x. Lo que tienes que hacer es utilizar la ecuación Henderson Hasselbach : pH= pKa + log [Sal]/[Ácido], en donde tienes la concentración de todo, la sal es el acetato, lógicamente.
El pKa le tienes que hacer como al pH, -logKa=pKa. Creo que así lo resolverías :)
pablo el 26/6/16
Hola me podrían ayudar con el ejercicio 7de la ley de raoult
El gráfico ya lo pude hacer pero no entiendo como resolverlo, me dijeron que tenía que usar la composición gravimétrica
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Mati Bertone el 25/6/16
Hola tengo una duda sobre como calcular el Ph final de un buffer al que le agrego una x cantidad de moles de ácido, según lo que tengo entendido tengo que restarle esa cantidad de moles de acido
a la concentración de la base y sumársela a la de la sal, pero no se si tengo que restarle y sumarle concentración o cantidad de moles.

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David el 30/6/16
No sabría que decirte sin ver un ejercicio concreto. Pero si puedo decirte que tienes dos vídeos en los que trato de explicarlo que estoy seguro te vendrán muy bien... Disoluciones reguladoras 01
¿los has visto?